高考化学艺体生百日冲刺专题九电解质溶液讲练文档格式.docx
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（2）电离平衡的特征
（3）外界条件对电离平衡的影响
①内因：
弱电解质本身的性质。
②外因：
a．温度：
升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大，原因是电离过程吸热。
b．浓度：
加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
c．同离子效应：
例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，溶液中
c（CH3COO－）增大，CH3COOH的电离平衡向左（填“左”或“右”）移动，电离程度减小，c（H＋）减小，pH值增大。
3．
（1）填写下表
弱电解质
电离方程式
电离常数
NH3·
H2O
H2ONH＋OH－
Kb＝1.7×
10－5
CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝1.7×
HClO
HClOH＋＋ClO－
Ka＝4.7×
10－8
（2）CH3COOH酸性大于HClO酸性（填“大于”、“小于”或“等于”），判断的依据：
相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c（H＋）越大，酸性越强。
（3）电离平衡常数的意义：
弱酸碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。
电离平衡常数越大，电离程度越大。
多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。
（4）外因对电离平衡常数的影响：
电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。
【核心考点讲练】
1.以0.1mol·
L－1CH3COOH溶液为例：
CH3COOHCH3COO－＋H＋（ΔH>
0）。
实例（稀溶液）
CH3COOHH＋＋CH3COO－ ΔH>
改变条件
平衡移动方向
n（H＋）
c（H＋）
导电能力
Ka
加水稀释
→
增大
减小
减弱
不变
加入少量冰醋酸
增强
加HCl（g）
←
加NaOH（s）
加入镁粉
升高温度
2．碳酸是二元弱酸
（1）电离方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
（2）电离平衡常数表达式：
Ka1＝，Ka2＝。
（3）比较大小：
Ka1>
Ka2。
3.强酸与弱酸的比较
浓度均为0.01mol·
L－1的强酸HA与弱酸HB
pH均为2的强酸
HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
2＝pHHA<
pHHB
浓度：
0.01mol·
L－1＝c（HA）<
c（HB）
开始与金属反应的速率
HA>
HB
HA＝HB
体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量
HA<
体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量
c（A－）与c（B－）大小
c（A－）>
c（B－）
c（A－）＝c（B－）
分别加入固体NaA、NaB后pH变化
HA：
HB：
变大
加水稀释10倍后
3＝pHHA<
3＝pHHA>
pHHB>
2
溶液的导电性
水的电离程度
【典例1】
（2011·
新课标全国卷，10）将浓度为0.1mol·
L－1HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是（ ）
A.c（H＋）B.c（HF）C.D.
解析 HF为弱酸，存在电离平衡：
HFH＋＋F－。
根据勒夏特列原理：
当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c（H＋）减小，A错误；
电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，电离平衡常数Ka不变，B错误；
当溶液无限稀释时，c（F－）不断减小，但c（H＋）接近10－7mol·
L－1，所以减小，C错误；
＝，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中n（H＋）增大，n（HF）减小，所以增大，D正确。
答案 D
【技巧点拨】电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理去分析电离平衡
【典例2】（2009·
山东理综，15）某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。
据
图判断正确的是（ ）
A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH值变化曲线
B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强
C．a点Kw的数值比c点Kw的数值大
D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
解析 醋酸在稀释时会继续电离，则在稀释相同体积的盐酸与醋酸的过程中醋酸中的H＋浓度减小得慢、pH小，A项错误；
随着稀释体积的增大，溶液中离子浓度在减小，B项正确；
温度一定，任何稀的水溶液中的Kw都是一定值，C项错误；
由于醋酸是弱酸，要使盐酸和醋酸溶液pH值相同，醋酸的浓度比盐酸大得多，D项错误。
答案 B
【技巧点拨】讨论弱电解质电离平衡移动时，一般地，加热时，不考虑电解质挥发、分解；
加水时，溶液体积增大程度大于电离出离子增大的程度。
加入物质是否与弱电解质发生化学反应等。
电离平衡移动能“减弱”改变，但不能“抵消”改变。
◇考点2水的电离和溶液的pH
一、水的电离
1．水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。
2．水的离子积常数
Kw＝c（H＋）·
c（OH－）。
（1）室温下：
Kw＝1×
10－14。
（2）影响因素；
只与温度有关，升高温度，Kw增大。
（3）适用范围：
Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
（4）Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3．影响水电离平衡的因素
（1）升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
（2）加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
（3）加入可水解的盐（如FeCl3、Na2CO3），水的电离程度增大，Kw不变。
二、溶液的酸碱性和pH值
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小。
（1）酸性溶液：
c（H＋）>
c（OH－），常温下，pH<
7。
（2）中性溶液：
c（H＋）＝c（OH－），常温下，pH＝7。
（3）碱性溶液：
c（H＋）<
c（OH－），常温下，pH>
2．pH及其测量
（1）计算公式：
pH＝－lgc（H＋）。
（2）测量方法
①pH试纸法：
用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
三、酸碱中和滴定
1．实验原理
利用酸碱中和反应，用已知浓度酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。
以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c（NaOH）＝。
酸碱中和滴定的关键：
（1）准确测定标准液的体积。
（2）准确判断滴定终点。
2．实验用品
（1）仪器
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
错误！
未找到引用源。
（2）试剂
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
（3）滴定管的使用
①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸和氧化性物质易腐蚀橡胶管。
②碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。
3．实验操作
实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）
（1）滴定前的准备
①滴定管：
查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：
注碱液→记读数→加指示剂。
（2）滴定
（3）终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
（4）数据处理
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝计算。
4．常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<
5.0红色
5.0～8.0紫色
>
8.0蓝色
甲基橙
3.1红色
3.1～4.4橙色
4.4黄色
酚酞
8.2无色
8.2～10.0浅红色
10.0红色
5．原理
依据原理c（标准）·
V（标准）＝c（待测）·
V（待测），所以c（待测）＝，因c（标准）与V（待测）已确定，因此只要分析出不正确操作引起V（标准）的变化，即分析出结果。
1．外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
Kw
c（OH－）
酸
逆
碱
可水解的盐
Na2CO3
正
NH4Cl
温度
升温
降温
其他：
如加入Na
2．溶液的酸碱性与pH的关系
室温下：
3.加水稀释时pH值的变化规律
（1）等物质的量浓度的盐酸（a）与醋酸（b）
物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，溶液的pH变化不同，强酸的pH增大快；
若加水稀释到相同pH，强酸加水多。
（2）等pH的盐酸（a）与醋酸（b）
pH相同的强酸与弱酸，加水稀释相同倍数，溶液的pH变化不同，强酸的pH变化大；
若加水稀释到相同pH，弱酸加水多。
4.中和滴定的误差分析
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱（酚酞作指示剂）为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
步骤
操作
V（标准）
c（待测）
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
振荡锥形瓶时部分液体溅出
部分酸液滴出锥形瓶外
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
读数
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）
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